Nerastvorljive baze reaguju sa solima. Razlozi

Jedna od klasa složenih neorganskih supstanci su baze. To su spojevi koji uključuju atome metala i hidroksilnu grupu, koja se može odvojiti u interakciji s drugim supstancama.

Struktura

Baze mogu sadržavati jednu ili više hidrokso grupa. Opšta formula baza je Me(OH) x. Uvijek postoji jedan atom metala, a broj hidroksilnih grupa ovisi o valentnosti metala. U ovom slučaju, valencija OH grupe je uvijek I. Na primjer, u NaOH spoju, valencija natrijuma je I, dakle, postoji jedna hidroksilna grupa. U bazi Mg(OH) 2 valencija magnezijuma je II, Al(OH) 3 valencija aluminijuma je III.

Broj hidroksilnih grupa može varirati u spojevima s metalima promjenjive valencije. Na primjer, Fe(OH) 2 i Fe(OH) 3. U takvim slučajevima valencija je naznačena u zagradi iza naziva - gvožđe (II) hidroksid, gvožđe (III) hidroksid.

Fizička svojstva

Karakteristike i aktivnost baze zavise od metala. Većina baza su bijele čvrste tvari bez mirisa. Međutim, neki metali daju tvari karakterističnu boju. Na primjer, CuOH je žuta, Ni(OH) 2 je svijetlo zelena, Fe(OH) 3 je crveno-braon.

Rice. 1. Alkalije u čvrstom stanju.

Vrste

Baze se klasifikuju prema dva kriterijuma:

• po broju OH grupa- jednokiselinske i višekiselinske;
• prema rastvorljivosti u vodi- alkalije (rastvorljive) i nerastvorljive.

Alkalije formiraju alkalni metali - litijum (Li), natrijum (Na), kalij (K), rubidijum (Rb) i cezijum (Cs). Pored toga, aktivni metali koji formiraju alkalije uključuju zemnoalkalne metale - kalcijum (Ca), stroncijum (Sr) i barijum (Ba).

Ovi elementi čine sljedeće baze:

• LiOH;
• NaOH;
• RbOH;
• CsOH;
• Ca(OH) 2 ;
• Sr(OH)2;
• Ba(OH)2.

Sve ostale baze, na primjer, Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Al(OH) 3, klasificirane su kao nerastvorljive.

Na drugi način, alkalije se nazivaju jake baze, a nerastvorljive baze nazivaju se slabim bazama. Tijekom elektrolitičke disocijacije, alkalije brzo odustaju od hidroksilne grupe i brže reagiraju s drugim supstancama. Nerastvorljive ili slabe baze su manje aktivne jer nemojte donirati hidroksilnu grupu.

Rice. 2. Klasifikacija baza.

Amfoterni hidroksidi zauzimaju posebno mjesto u sistematizaciji neorganskih supstanci. U interakciji su i sa kiselinama i sa bazama, tj. U zavisnosti od uslova, ponašaju se kao lužina ili kiselina. To uključuje Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 i druge baze.

Potvrda

Baze se dobijaju na razne načine. Najjednostavnija je interakcija metala s vodom:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2.

Alkalije se dobijaju reakcijom oksida sa vodom:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

Nerastvorljive baze se dobijaju kao rezultat interakcije alkalija sa solima:

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4.

Hemijska svojstva

Glavna hemijska svojstva baza su opisana u tabeli.

Reakcije	Šta se formira	Primjeri
Sa kiselinama	Sol i vodu. Nerastvorljive baze reaguju samo sa rastvorljivim kiselinama	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 +2H 2 O
Visoka temperatura raspadanja	Metalni oksid i voda	2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Sa kiselim oksidima (reaguju alkalije)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
Sa nemetalima (ulaze alkalije)	Sol i vodonik	2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2
Zamijenite sa solima	Hidroksid i sol	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Alkalije sa nekim metalima	Kompleksna so i vodonik	2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Koristeći indikator, provodi se test za određivanje klase baze. U interakciji s bazom, lakmus postaje plav, fenoftalein postaje grimiz, a metilnarandžasta postaje žuta.

Rice. 3. Reakcija indikatora na baze.

Šta smo naučili?

Na času hemije u 8. razredu učili smo o osobinama, klasifikaciji i interakciji baza sa drugim supstancama. Baze su složene supstance koje se sastoje od metala i hidroksilne grupe OH. Dijele se na rastvorljive ili alkalne i nerastvorljive. Alkalije su agresivnije baze koje brzo reagiraju s drugim supstancama. Baze se dobijaju reakcijom metala ili metalnog oksida sa vodom, kao i reakcijom soli i lužine. Baze reaguju sa kiselinama, oksidima, solima, metalima i nemetalima, a takođe se razlažu na visokim temperaturama.

Testirajte na temu

Evaluacija izvještaja

Prosječna ocjena: 4.5. Ukupno primljenih ocjena: 135.

Opšta svojstva baza su određena prisustvom OH - jona u njihovim rastvorima, što stvara alkalnu sredinu u rastvoru (fenolftalein postaje grimiz, metilnarandžasta žuta, lakmus plava).

1. Hemijska svojstva alkalija:

1) interakcija sa kiselim oksidima:

2KOH+CO 2 ®K 2 CO 3 +H 2 O;

2) reakcija sa kiselinama (reakcija neutralizacije):

2NaOH+ H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 +2H 2 O;

3) interakcija sa rastvorljivim solima (samo ako, kada lužina deluje na rastvorljivu so, nastane talog ili se oslobađa gas):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4,

Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(konc.)+NH 4 Cl (kristalni) ®NH 3 +KCl+H 2 O.

2. Hemijska svojstva nerastvorljivih baza:

1) interakcija baza sa kiselinama:

Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;

2) raspadanje pri zagrevanju. Kada se zagriju, nerastvorljive baze se razlažu na osnovni oksid i vodu:

Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O

Kraj rada -

Ova tema pripada sekciji:

Atomske molekularne studije u hemiji. Atom. Molekul. Hemijski element. Mol. Jednostavne složene supstance. Primjeri

Atomska molekularna učenja u hemiji atom molekula hemijski element mol jednostavne složene supstance primeri.. teorijska osnova moderne hemije je atomska molekula.. atomi su najmanje hemijske čestice koje su granica hemikalije..

Ako vam je potreban dodatni materijal na ovu temu, ili niste pronašli ono što ste tražili, preporučujemo da koristite pretragu u našoj bazi radova:

Šta ćemo sa primljenim materijalom:

Ako vam je ovaj materijal bio koristan, možete ga spremiti na svoju stranicu na društvenim mrežama:

Tweet

Sve teme u ovoj sekciji:

Dobivanje osnova
1. Priprema alkalija: 1) interakcija alkalnih ili zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida sa vodom: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Nomenklatura kiselina
Nazivi kiselina su izvedeni od elementa od kojeg je kiselina nastala. Istovremeno, nazivi kiselina bez kiseonika obično imaju završetak -vodik: HCl - hlorovodonična, HBr - hidrobromo

Hemijska svojstva kiselina
Opšta svojstva kiselina u vodenim rastvorima određena su prisustvom H+ jona koji nastaju pri disocijaciji molekula kiselina, pa su kiseline donori protona: HxAn«xH+

Dobijanje kiselina
1) interakcija kiselih oksida sa vodom: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Hemijska svojstva kiselih soli
1) kisele soli sadrže atome vodika koji mogu učestvovati u reakciji neutralizacije, pa mogu reagovati sa alkalijama, pretvarajući se u srednje ili druge kisele soli - sa manjim brojem

Dobijanje kiselih soli
Kisela so se može dobiti: 1) reakcijom nepotpune neutralizacije polibazne kiseline sa bazom: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Bazične soli.
Bazne (hidrokso soli) su soli koje nastaju kao rezultat nepotpune zamjene hidroksidnih iona baze anionima kiseline. Pojedinačne kiselinske baze, npr. NaOH, KOH,

Hemijska svojstva bazičnih soli
1) bazične soli sadrže hidrokso grupe koje mogu sudjelovati u reakciji neutralizacije, pa mogu reagirati s kiselinama, pretvarajući se u intermedijarne soli ili bazične soli s manje

Priprema bazičnih soli
Glavna so se može dobiti: 1) reakcijom nepotpune neutralizacije baze sa kiselinom: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Srednje soli.
Srednje soli su produkti potpune zamjene H+ jona kiseline ionima metala; mogu se smatrati i produktima potpune zamjene OH jona baznog anjona

Nomenklatura srednjih soli
U ruskoj nomenklaturi (koja se koristi u tehnološkoj praksi) postoji sljedeći redoslijed imenovanja srednjih soli: riječ se dodaje u korijen imena kiseline koja sadrži kisik

Hemijska svojstva srednjih soli
1) Gotovo sve soli su jonska jedinjenja, pa se u topljeni i u vodenom rastvoru disociraju na ione (kada se struja propušta kroz rastvore ili rastaljene soli, dolazi do procesa elektrolize).

Priprema srednjih soli
Većina metoda za dobijanje soli zasniva se na interakciji supstanci suprotne prirode - metala sa nemetalima, kiselih oksida sa baznim, baza sa kiselinama (vidi tabelu 2).

Struktura atoma.
Atom je električki neutralna čestica koja se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i negativno nabijenih elektrona. Atomski broj elementa u periodnom sistemu elemenata jednak je naboju jezgra

Sastav atomskih jezgara
Jezgro se sastoji od protona i neutrona. Broj protona jednak je atomskom broju elementa. Broj neutrona u jezgru jednak je razlici masenog broja izotopa i

Elektron
Elektroni rotiraju oko jezgra u određenim stacionarnim orbitama. Krećući se duž svoje orbite, elektron ne emituje niti apsorbuje elektromagnetnu energiju. Dolazi do emisije ili apsorpcije energije

Pravilo za popunjavanje elektronskih nivoa i podnivoa elemenata
Broj elektrona koji mogu biti na jednom energetskom nivou određen je formulom 2n2, gdje je n broj nivoa. Maksimalno punjenje prva četiri nivoa energije: za prvi

Energija jonizacije, afinitet elektrona, elektronegativnost.
Energija jonizacije atoma. Energija potrebna za uklanjanje elektrona iz nepobuđenog atoma naziva se prva energija ionizacije (potencijal) I: E + I = E+ + e- Energija ionizacije

Kovalentna veza
U većini slučajeva, kada se formira veza, dijele se elektroni vezanih atoma. Ova vrsta hemijske veze naziva se kovalentna veza (prefiks "co-" na latinskom

Sigma i pi veze.
Sigma (σ)-, pi (π)-veze - približan opis tipova kovalentnih veza u molekulima različitih jedinjenja, σ-veza se odlikuje činjenicom da je gustina elektronskog oblaka maksimalna

Formiranje kovalentne veze donor-akceptorskim mehanizmom.
Pored homogenog mehanizma formiranja kovalentne veze iznesenog u prethodnom odeljku, postoji i heterogeni mehanizam - interakcija suprotno nabijenih jona - protona H+ i

Hemijska veza i molekularna geometrija. BI3, PI3
Slika 3.1 Dodatak dipolnih elemenata u molekule NH3 i NF3

Polarna i nepolarna veza
Kovalentna veza nastaje kao rezultat dijeljenja elektrona (za formiranje zajedničkih elektronskih parova), što se događa tokom preklapanja elektronskih oblaka. U obrazovanju

Jonska veza
Jonska veza je kemijska veza koja nastaje elektrostatičkom interakcijom suprotno nabijenih jona. Dakle, proces obrazovanja i

Oksidacijsko stanje
Valencija 1. Valencija je sposobnost atoma hemijskih elemenata da formiraju određeni broj hemijskih veza. 2. Vrijednosti valencije variraju od I do VII (rijetko VIII). Valens

Vodikova veza
Pored raznih heteropolarnih i homeopolarnih veza, postoji još jedna posebna vrsta veze koja je privukla sve veću pažnju hemičara u protekle dve decenije. Ovo je takozvani vodonik

Kristalne rešetke
Dakle, kristalnu strukturu karakteriše pravilan (pravilan) raspored čestica na strogo određenim mestima u kristalu. Kada mentalno povežete ove tačke sa linijama, dobijate razmake.

Rješenja
Ako se kristali kuhinjske soli, šećera ili kalijevog permanganata (kalijev permanganat) stave u posudu s vodom, tada možemo vidjeti kako se količina čvrste tvari postepeno smanjuje. Istovremeno, voda

Elektrolitička disocijacija
Otopine svih supstanci mogu se podijeliti u dvije grupe: elektroliti provode električnu struju, neelektroliti ne provode električnu struju. Ova podjela je uslovna, jer sve

Mehanizam disocijacije.
Molekuli vode su dipolni, tj. jedan kraj molekula je negativno nabijen, drugi je pozitivno. Molekul ima negativan pol koji se približava jonu natrijuma, a pozitivan pol koji se približava jonu hlora; surround io

Jonski proizvod vode
Vodikov indeks (pH) je vrijednost koja karakterizira aktivnost ili koncentraciju vodikovih jona u otopinama. Indikator vodonika je označen kao pH. Indeks vodika je numerički

Hemijska reakcija
Hemijska reakcija je transformacija jedne supstance u drugu. Međutim, takvoj definiciji je potreban jedan značajan dodatak. U nuklearnom reaktoru ili akceleratoru neke tvari se također pretvaraju

Metode raspoređivanja koeficijenata u OVR
Metoda elektronske ravnoteže 1). Zapisujemo jednačinu hemijske reakcije KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Pronalaženje atoma

Hidroliza
Hidroliza je proces izmjenske interakcije između jona soli i vode, koji dovodi do stvaranja blago disociranih tvari i praćen promjenom reakcije (pH) medija. Suština

Brzina hemijskih reakcija
Brzina reakcije je određena promjenom molarne koncentracije jednog od reaktanata: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t

Faktori koji utiču na brzinu hemijskih reakcija
1. Priroda supstanci koje reaguju. Priroda hemijskih veza i struktura molekula reagensa igraju važnu ulogu. Reakcije se odvijaju u pravcu razaranja manje jakih veza i stvaranja supstanci sa

Energija aktivacije
Sudar hemijskih čestica dovodi do hemijske interakcije samo ako čestice koje se sudaraju imaju energiju koja prelazi određenu vrednost. Hajde da razmotrimo jedni druge

Katalizator
Mnoge reakcije se mogu ubrzati ili usporiti uvođenjem određenih supstanci. Dodate supstance ne učestvuju u reakciji i ne troše se tokom njenog toka, ali imaju značajan uticaj na

Hemijska ravnoteža
Hemijske reakcije koje se odvijaju uporedivim brzinama u oba smjera nazivaju se reverzibilne. U takvim reakcijama nastaju ravnotežne smjese reagensa i proizvoda čiji sastav

Le Chatelierov princip
Le Chatelierov princip kaže da da biste pomaknuli ravnotežu udesno, prvo morate povećati pritisak. Zaista, kako se pritisak povećava, sistem će se „opreti“ povećanju kon

Faktori koji utječu na brzinu kemijske reakcije
Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije Povećati brzinu Smanjiti brzinu Prisustvo hemijski aktivnih reagensa

Hesov zakon
Korištenje vrijednosti tablice

Toplotni efekat
Tokom reakcije, veze u polaznim supstancama se kidaju i stvaraju se nove veze u produktima reakcije. Budući da se stvaranje veze događa oslobađanjem, a njeno raskidanje dolazi do apsorpcije energije, tada x

baze (hidroksidi)– složene supstance čije molekule sadrže jednu ili više hidroksi OH grupa. Najčešće se baze sastoje od atoma metala i OH grupe. Na primjer, NaOH je natrijum hidroksid, Ca(OH) 2 je kalcijum hidroksid, itd.

Postoji baza - amonijum hidroksid, u kojoj je hidroksi grupa vezana ne za metal, već za NH 4 + ion (amonijum kation). Amonijev hidroksid nastaje kada se amonijak otopi u vodi (reakcija dodavanja vode u amonijak):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonijum hidroksid).

Valencija hidroksi grupe je 1. Broj hidroksilnih grupa u osnovnoj molekuli zavisi od valencije metala i jednak joj je. Na primjer, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, itd.

Svi razlozi -čvrste materije koje imaju različite boje. Neke baze su visoko rastvorljive u vodi (NaOH, KOH, itd.). Međutim, većina njih nije rastvorljiva u vodi.

Baze rastvorljive u vodi nazivaju se alkalije. Alkalne otopine su "sapunaste", klizave na dodir i prilično jetke. Alkalije uključuju hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itd.). Ostali su nerastvorljivi.

Nerastvorljive baze- to su amfoterni hidroksidi, koji u interakciji s kiselinama djeluju kao baze, a ponašaju se kao kiseline sa alkalijama.

Različite baze imaju različite sposobnosti uklanjanja hidroksi grupa, pa se dijele na jake i slabe baze.

Jake baze u vodenim rastvorima lako odustaju od svojih hidroksi grupa, ali slabe baze ne.

Hemijska svojstva baza

Hemijska svojstva baza karakteriziraju njihove veze s kiselinama, anhidridima kiselina i solima.

1. Djelujte prema indikatorima. Indikatori mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim hemikalijama. U neutralnim rastvorima imaju jednu boju, u kiselim rastvorima drugu boju. U interakciji s bazama mijenjaju svoju boju: indikator metil narandže postaje žut, lakmus indikator postaje plav, a fenolftalein postaje fuksija.

2. Reakcija s kiselim oksidima sa stvaranje soli i vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaguje sa kiselinama, formiranje soli i vode. Reakcija baze s kiselinom naziva se reakcija neutralizacije, jer nakon njenog završetka medij postaje neutralan:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reaguje sa solima formiranje nove soli i baze:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Kada se zagriju, mogu se razgraditi na vodu i glavni oksid:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Imate još pitanja? Želite saznati više o fondacijama?
Da biste dobili pomoć od tutora, registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

web-stranici, prilikom kopiranja materijala u cijelosti ili djelomično, potrebna je poveznica na izvorni izvor.

Metal i hidroksilna grupa (OH). Na primjer, natrijum hidroksid - NaOH, kalcijum hidroksid - Ca(OH) 2 , barijum hidroksid - Ba(OH) 2 itd.

Priprema hidroksida.

1. Reakcija razmjene:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Elektroliza vodenih rastvora soli:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2,

3. Interakcija alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida sa vodom:

K+2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Hemijska svojstva hidroksida.

1. Hidroksidi su alkalne prirode.

2. Hidroksidi rastvara se u vodi (alkaliji) i nerastvorljiv je. Na primjer, KOH- rastvara se u vodi, i Ca(OH) 2 - slabo rastvorljiv, beli rastvor. Metali grupe 1 periodnog sistema D.I. Mendeljejev daje rastvorljive baze (hidrokside).

3. Hidroksidi se razlažu kada se zagrijavaju:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

4. Alkalije reagiraju sa kiselim i amfoternim oksidima:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Alkalije mogu reagirati s nekim nemetalima na različite načine na različitim temperaturama:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(hladno),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(toplina).

6. Interakcija sa kiselinama:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.

1. Baze reaguju sa kiselinama i formiraju so i vodu:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

2. Sa kiselim oksidima, formirajući so i vodu:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Alkalije reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima, stvarajući sol i vodu:

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Alkalije reaguju sa rastvorljivim solima, formirajući ili slabu bazu, talog ili gas:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

baza

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH

5. Alkalije reaguju sa nekim metalima, koji odgovaraju amfoternim oksidima:

2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

6. Utjecaj lužine na indikator:

OH - + fenolftalein ® grimizna boja

OH - + lakmus ® plava boja

7. Raspadanje nekih baza pri zagrevanju:

Su(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Amfoterni hidroksidi– hemijska jedinjenja koja pokazuju svojstva i baza i kiselina. Amfoterni hidroksidi odgovaraju amfoternim oksidima (vidi paragraf 3.1).

Amfoterni hidroksidi se obično pišu u obliku baze, ali se mogu predstaviti i u obliku kiseline:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

temelj

Hemijska svojstva amfoternih hidroksida

1. Amfoterni hidroksidi stupaju u interakciju s kiselinama i kiselim oksidima:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Interakcija sa alkalijama i osnovnim oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala:

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;

H 3 AlO 3 kiseli natrijum metaaluminat

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Svi amfoterni hidroksidi su slabi elektroliti

soli

soli- To su složene supstance koje se sastoje od metalnih jona i kiselog ostatka. Soli su produkti potpune ili djelomične zamjene vodikovih jona metalnim (ili amonijevim) ionima u kiselinama. Vrste soli: srednje (normalne), kisele i bazne.

Srednje soli- to su proizvodi potpune zamjene katjona vodonika u kiselinama metalnim (ili amonijumskim) jonima: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl itd.

Hemijska svojstva srednjih soli

1. Soli stupaju u interakciju sa kiselinama, alkalijama i drugim solima, stvarajući slab elektrolit ili talog; ili plin:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

baza

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Soli stupaju u interakciju s aktivnijim metalima. Aktivniji metal istiskuje manje aktivni metal iz rastvora soli (Dodatak 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Kiselinske soli- to su proizvodi nepotpune zamjene katjona vodika u kiselinama metalnim (ili amonijumskim) ionima: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 itd. Kisele soli mogu biti formirane samo od višebaznih kiselina. Gotovo sve kisele soli su visoko rastvorljive u vodi.

Dobivanje kiselih soli i njihovo pretvaranje u srednje soli

1. Kisele soli se dobijaju reakcijom viška kiseline ili kiselog oksida sa bazom:

H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Kada višak kiseline stupi u interakciju s bazičnim oksidom:

2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Kisele soli se dobijaju iz srednjih soli dodavanjem kiseline:

· istoimeni

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Kisele soli se pretvaraju u srednje soli pomoću alkalija:

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Bazične soli– to su proizvodi nepotpune supstitucije hidrokso grupa (OH - ) baze sa kiselim ostatkom: MgOHCl, AlOHSO 4 itd. Bazične soli mogu nastati samo od slabih baza polivalentnih metala. Ove soli su uglavnom slabo rastvorljive.

Dobivanje bazičnih soli i njihovo pretvaranje u srednje soli

1. Bazne soli se dobivaju reakcijom viška baze s kiselinom ili kiselim oksidom:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hidrokso-

magnezijum hlorid

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidrokso-

gvožđe(III) sulfat

2. Bazne soli nastaju od srednje soli dodavanjem manjka lužine:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Bazne soli se pretvaraju u srednje soli dodavanjem kiseline (poželjno one koja odgovara soli):

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O

ELEKTROLITI

Elektroliti- to su supstance koje se u rastvoru raspadaju na jone pod uticajem polarnih molekula rastvarača (H 2 O). Na osnovu njihove sposobnosti da se disocijacije (razgrađuju na ione), elektroliti se konvencionalno dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti disociraju gotovo u potpunosti (u razrijeđenim otopinama), dok se slabi elektroliti disociraju na jone samo djelomično.

Jaki elektroliti uključuju:

· jake kiseline (vidi str. 20);

· jake baze – alkalije (vidi str. 22);

· skoro sve rastvorljive soli.

U slabi elektroliti spadaju:

slabe kiseline (vidi str. 20);

· baze nisu alkalne;

Jedna od glavnih karakteristika slabog elektrolita je konstanta disocijacije – TO . Na primjer, za jednobazičnu kiselinu,

HA Û H + +A - ,

gdje je ravnotežna koncentracija H + jona;

– ravnotežna koncentracija anjona kiseline A - ;

– ravnotežna koncentracija molekula kiseline,

Ili za slabu osnovu,

MOH Û M + +OH - ,

,

gdje je ravnotežna koncentracija M + kationa;

– ravnotežna koncentracija hidroksidnih jona OH - ;

– ravnotežna koncentracija slabih baznih molekula.

Konstante disocijacije nekih slabih elektrolita (pri t = 25°C)

Supstanca	TO	Supstanca	TO
HCOOH	K = 1,8×10 -4	H3PO4	K 1 = 7,5×10 -3
CH3COOH	K = 1,8×10 -5		K 2 = 6,3×10 -8
HCN	K = 7,9×10 -10		K 3 = 1,3×10 -12
H2CO3	K 1 = 4,4×10 -7	HClO	K = 2,9×10 -8
	K2 = 4,8×10 -11	H3BO3	K 1 = 5,8×10 -10
HF	K = 6,6×10 -4		K2 = 1,8×10 -13
HNO2	K = 4,0×10 -4		K 3 = 1,6×10 -14
H2SO3	K 1 = 1,7×10 -2	H2O	K = 1,8×10 -16
	K 2 = 6,3×10 -8	NH 3 × H 2 O	K = 1,8×10 -5
H2S	K 1 = 1,1×10 -7	Al(OH) 3	K 3 = 1,4×10 -9
	K2 = 1,0×10 -14	Zn(OH)2	K 1 = 4,4×10 -5
H2SiO3	K 1 = 1,3×10 -10		K 2 = 1,5×10 -9
	K2 = 1,6×10 -12	Cd(OH)2	K 2 = 5,0×10 -3
Fe(OH)2	K 2 = 1,3×10 -4	Cr(OH)3	K 3 = 1,0×10 -10
Fe(OH) 3	K2 = 1,8×10 -11	Ag(OH)	K = 1,1×10 -4
	K 3 = 1,3×10 -12	Pb(OH)2	K 1 = 9,6×10 -4
Cu(OH)2	K 2 = 3,4×10 -7		K 2 = 3,0×10 -8
Ni(OH)2	K 2 = 2,5×10 -5